Plan de Clase: Soluciones Químicas - Grado 11

INSTITUCIÓN EDUCATIVA
DOCENTE
AREA
QUÍMICA
GRADO
11
CONTEXTUALIZACIÓN
ESTANDAR*
PERIODO
1
Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades
SEMANA (S)
1
físicas y químicas y su capacidad de cambio químico.
DBA*
Comprende que los diferentes mecanismos de reacción química (oxido-reducción, homólisis,
heterólisis y pericíclicas) posibilitan la formación de distintos tipos de compuestos orgánicos.
Desempeño
Conoce los fundamentos teóricos acerca de soluciones químicas e identifica los factores que
(cognitivo)
influyen sobre velocidades de las reacciones químicas.
CONCEPTOS
HUMANOS
-Alumnos
-Docente
LOCATIVOS
-Salones
-Aulas del área
RECURSOS
MATERIALES
- Útiles escolares
- Herramientas
- Video beam (en caso de contar con ello)
- Fotocopias (En caso de no contar con video beam)
MOMENTOS DE LA CLASE
EXPLORACIÓN
1. El docente iniciará preguntando a los estudiantes:
¿Cómo prepararían una limonada?
¿Qué materiales necesitamos?
¿Cómo sería el proceso?
¿En qué punto consideramos que la limonada está bien preparada?
¿Qué sucede con el azúcar que añadimos?
El debate generado por los estudiantes será usado por el docente para para realizar la introducción a la temática
de soluciones.
2. El docente comentará a los estudiantes la siguiente situación:
Andrés estaba tomando una taza de café, al probarla notó que estaba un poco amarga por lo que añadió dos
sobres pequeños de azúcar, agitó y probó que se encontraba un poco dulce pero podía tomarla, al finalizar la
taza se percató que parte de la cantidad de azúcar que añadió seguía ahí a pesar que él había agitado para que
esta se disolviera.
A partir de esta situación el docente preguntará a los estudiantes ¿Qué sucedió? ¿Por qué el azúcar no se
disolvió? ¿Has experimentado situaciones como esta?
Con ello iniciará la introducción al concepto de solubilidad y clasificación de las soluciones según la
solubilidad.
3. El docente mostrará a los estudiantes la siguiente imagen.
Preguntará: ¿Qué diferencias se encuentra en ella? ¿A qué hacen referencia los valores en grados? ¿Cómo se
puede interpretar ello en una solución?
A partir del debate generado por los estudiantes iniciaremos la introducción a la temática de concentraciones
físicas de las soluciones.
ESTRUCTURACIÓN
SOLUCIONES
Se denomina solución o disolución química a una mezcla homogénea de dos o más sustancias químicas puras. Una
disolución puede ocurrir a nivel molecular o iónico y no constituye una reacción química.
De esta manera, la disolución resultante de la mezcla de dos componentes tendrá una única fase reconocible (sólida,
líquida o gaseosa) a pesar inclusive de que sus componentes por separado tuvieran fases distintas. Por ejemplo, al
disolver azúcar en agua.
Toda solución química presenta, como mínimo, dos componentes: un soluto (el que es disuelto en el otro) y un solvente
o disolvente (que disuelve al soluto). En el caso del azúcar disuelto en agua, el azúcar es el soluto y el agua es el
disolvente.
La formación de soluciones y mezclas de sustancias es fundamental para el desarrollo de nuevos materiales y para el
entendimiento de las fuerzas químicas que permiten a la materia combinarse. Esto resulta de particular interés para los
campos de la química, la biología y la geoquímica, entre otros.
Existen distintos tipos de mezclas, las cuales se diferencian entre sí gracias a sus características, y es que cada una de
ellas cuenta con resultados visiblemente disparejos. Ya conocemos bien lo que son las solución pero existen otro tipo
de mezclas como coloides y suspensiones y es importante conocer la diferencia entre estas.
•
Suspensiones: Toma un vaso de agua y tira un puñado de arena o tierra. Revuelva y revuelva y revuelva. ¿Has
hecho una solución? La arena y la suciedad no se disuelven en el agua y, aunque puede parecer homogénea por
unos momentos, la arena o suciedad se hunden gradualmente hasta el fondo del vaso (ver figura abajo). Algunos
medicamentos se entregan como suspensiones y deben mezclarse mucho antes de las dosis medidas para
asegurarse de que el paciente esté recibiendo la cantidad correcta de medicamento.
Una suspensión es una mezcla heterogénea en la que algunas de las partículas se depositan de la mezcla al
reposar. Las partículas en una suspensión son mucho más grandes que las de una solución, por lo que la
gravedad es capaz de sacarlas del medio de dispersión (agua). El diámetro para las partículas dispersadas en
una suspensión, tal como la arena en la suspensión descrita anteriormente, es típicamente al menos 1000 veces
mayor que las que están en una solución. A diferencia de una solución, las partículas dispersas pueden separarse
del medio de dispersión por filtración. Las suspensiones se consideran heterogéneas debido a que las diferentes
sustancias en la mezcla no permanecerán distribuidas uniformemente si no se están mezclando activamente.
Coloides: Un coloide es una mezcla heterogénea en la que las partículas dispersadas son de tamaño intermedio
entre las de una solución y una suspensión. Las partículas se distribuyen uniformemente por todo el medio de
dispersión, que puede ser sólido, líquido o gas. Debido a que las partículas dispersas de un coloide no son tan
grandes como las de una suspensión, no se asientan al estar de pie.
EL ESTADO DE AGREGACIÓN DE LOS COMPONENTES:
SÓLIDAS:
•
•
•
Sólido en sólido. Tanto el soluto como el disolvente se encuentran en estado sólido. Por ejemplo:
las aleaciones como el latón (cobre y zinc).
Gas en sólido. El soluto es un gas y el disolvente es un sólido. Por ejemplo: hidrógeno en paladio, polvo volcánico,
entre otros.
Líquido en sólido. El soluto es un líquido y el disolvente es un sólido. Por ejemplo: las amalgamas (mercurio y
plata).
LÍQUIDAS:
•
•
•
Sólido en líquido. Por lo general, se disuelven pequeñas cantidades de sólido (soluto) en un líquido (disolvente).
Por ejemplo: azúcar disuelto en agua.
Gas en líquido. Se disuelve un gas (soluto) en un líquido (disolvente). Por ejemplo: el oxígeno disuelto en el agua
de mar que es responsable de la vida acuática en el planeta.
Líquido en líquido. Tanto el soluto como el disolvente son líquidos. Por ejemplo: las amalgamas (mercurio y plata)
GASEOSAS:
•
•
•
Gas en gas. Tanto el soluto como el disolvente son gases. En muchas ocasiones estas disoluciones se asumen como
mezclas debido a las débiles interacciones entre las partículas de los gases. Por ejemplo: oxígeno en aire.
Gas en sólido. El soluto es un gas y el disolvente es un sólido. Por ejemplo: polvo disuelto en aire.
Líquido en gas. El soluto es un líquido y el disolvente es un gas. Por ejemplo: vapor de agua en el aire.
SOLUBILIDAD
La solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de
disolvente a una temperatura específica. Los químicos describen a las sustancias como solubles, ligeramente solubles
o insolubles en términos cualitativos. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad
suficiente cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble.
Efectos de la temperatura en la solubilidad
La solubilidad de una solución química puede cambiar al someter a la sustancia a diferentes temperaturas, y esto es así,
porque el calor que se le aplica a la solución le transfiere energía a las moléculas y átomos constituyentes, haciendo que
estos adquieran movimiento y se desplacen, por lo que localmente, se está generando más espacio en donde el soluto
pueda disolverse.
TIPOS DE SOLUCIONES QUÍMICAS
Hay diversos factores que afectan a las soluciones, como el soluto, la fase en el que se encuentran, y por supuesto, la
solubilidad. Por lo que en función de estas características se definen varios tipos de soluciones.
SEGÚN SU CONCENTRACIÓN
Como vimos anteriormente, la concentración de una solución expresa el grado de solubilidad de la misma, por lo esta
juega un papel importante a la hora de definir el tipo de solución. Así, dependiendo de la capacidad del solvente de
aceptar una cantidad de soluto, las soluciones pueden ser clasificadas en:
•
Insaturadas: son aquellas en donde es posible seguir añadiendo más soluto a la solución, es decir que no se
ha alcanzado la máxima solubilidad del solvente.
•
Saturadas: son soluciones en las que dada una temperatura, el soluto ya no se disuelve completamente en el
solvente.
•
Sobresaturadas: en estas soluciones, el soluto está presente en una cantidad excesiva y se deposita en el
fondo del recipiente a través del proceso de cristalización.
Figura 1. Curvas de solubilidad
En la figura 1 se puede observar el comportamiento de la solubilidad respecto a la temperatura de diferentes sustancias
químicas. Como referencia se toma una masa de solvente de 100 gramos.
En esta gráfica se puede observar que, por ejemplo:
a.
100 gramos de agua pueden disolver máximo 96 gramos de NaNO3 si se encuentra a una temperatura de 30°C.
b.
100 gramos de agua pueden disolver máximo 40 gramos de NaCl si se encuentra a una temperatura de 100°C
c.
100 gramos de agua pueden disolver máximo 47 gramos de K2Cr2O7 si se encuentra a una temperatura de 70°C
Con base a la figura 1 se puede clasificar como insaturada, saturada o sobresaturada, cualquier mezcla de estas
sustancias con agua.
Por ejemplo
•
40 gramos de KNO3 disueltos en 100 gramos de agua a 50°C forman una solución insaturada, ya que a esta
temperatura 100 gramos de agua pueden disolver máximo 87 gramos de KNO3
•
30 gramos de KClO3 disueltos en 100 gramos de agua a 70°C forman una solución saturada, ya que a esta
temperatura 100 gramos de agua pueden disolver máximo 30 gramos de KClO3
•
80 gramos de CaCl2 disueltos en 100 gramos de agua a 20°C forman una solución sobresaturada, ya que a esta
temperatura 100 gramos de agua pueden disolver máximo 77 gramos de CaCl2
UNIDADES DE CONCENTRACIÓN
Para expresar de forma exacta la cantidad de soluto y disolvente, los químicos han convenido el uso de diferentes
unidades de concentración. Estas se clasifican en unidades físicas de concentración y unidades químicas de
concentración.
En la primera, se utiliza masa y volumen como unidades de medida, encontrando a los porcentajes como porcentaje en
masa (% m/m), porcentaje masa-volumen (% m/v) y porcentaje en volumen (% v/v). En cambio, en el segundo tipo de
unidades, se utiliza el mol como unidad de medida, teniendo por ejemplo a la concentración molar, la concentración
molal y la fracción molar.
UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN
En primer lugar hablaremos de las unidades de concentración porcentuales, es decir, aquellas que me dan el porcentaje
del soluto en la disolución.
1. Porcentaje en masa (% m/m): También llamada porcentaje masa/masa. Se define como la masa de soluto (en
gramos) que hay en 100 g de disolución. Para su determinación, se utiliza la siguiente ecuación matemática:
Donde msoluto es la masa de soluto y mdisolución es la masa de la disolución, es decir, la suma de la masa de soluto
+ la masa de disolvente
2. Porcentaje masa-volumen (% m/v): Se define como la masa de soluto (en gramos) que hay en 100 mL de
disolución y se calcula aplicando la siguiente ecuación:
Donde msoluto es la masa de soluto y Vdisolución es el volumen de la disolución, es decir, el volumen total.
3. Porcentaje en volumen (% v/v): También llamado porcentaje volumen/volumen. Cuando el soluto y el
disolvente son líquidos, es muy conveniente hallar su relación en volumen. Este porcentaje indica el volumen
de soluto (en mililitros) que hay en 100 mL de disolución. Se calcula empleando la siguiente ecuación:
Donde Vsoluto es el volumen del soluto (en mililitros) y Vdisolución es el volumen de la disolución (en mililitros).
Es importante saber que en este caso los volúmenes no son aditivos, es decir el vsoluto y el vdisolvente no se deben
sumar a menos que, estrictamente en el ejercicio se diga que son aditivos.
TRANSFERENCIA
1. El docente pedirá a los estudiantes señalar si las siguientes soluciones son sólidas, líquidas o gaseosas y señalarán
¿cuál es el soluto y cuál es el solvente?
a) Leche chocolatada
b) Acero
c) Vitamina C
d) Gaseosa
e) Vinagre
f) Bebida alcohólico
g) Bronce
2. El docente le pedirá a los estudiantes señalar ¿Qué tipo de solución formarán las siguientes mezclas?
a. 50 gramos de KNO en 100 gramos de agua a 50°C. Justifique
b. 50 gramos de KCl en 100 gramos de agua a 70°C. Justifique
c. 60 gramos de KClO en 200 gramos de agua a 70°C. Justifique
d. 200 gramos de NaNO en 300 gramos de agua a 30°C. Justifique
3
3
3
3. El docente pedirá a los estudiantes resolver los siguientes ejercicios, interpretando el resultado que
obtienes. ¡No olvides las unidades de medida!
3.1.Calcular la concentración expresada en % m/m para las siguientes soluciones:
a) Solución que se forma disolviendo 25 g de sal en 100 g de agua. (R: 20% m/m)
b) Solución que se formó disolviendo 5,3 g de NiCl2 en 250 g de agua. (R: 2,09% m/m)
3.2.En una mezcla, 3 Kg de solución de ácido sulfúrico (H2SO4) contienen 2200 g de ácido puro y el
resto de agua. ¿Qué concentración en % m/m tiene la mezcla? (R: 26,67% m/m)
3.3.Calcula el porcentaje en m/v de soluto en cada una de las siguientes disoluciones acuosas:
a) 5,5 g de NaBr en 78,2 ml de solución. (R: 7,03% m/v)
b) 31 g de KCl en 152 g de agua, dando 190 ml de mezcla. (R: 16,31% m/v)
c) 73 ml de disolución formada por 4,5 g de tolueno en 29 g de benceno. (R: 6,16% m/v)
3.4.Se disuelven 8 ml de ácido sulfúrico en suficiente agua para obtener 40 mL de solución. Calcular el
% v/v. (R: 20% v/v)
EVALUACIÓN
EVIDENCIAS DE APRENDIZAJE
Evidencia de conocimiento
Evidencia de desempeño
Evidencia de producto
TÉCNICAS E INSTRUMENTOS
DE EVALUACIÓN
Determina mediante algoritmos • Actividad en clases.
matemáticos las concentraciones de
las soluciones y las clasificas según
su concentración.
Diferencia con habilidad los • Participa en clases
componentes, características y tipos
de soluciones.
Recoge
de
forma
ordenada • Toma apuntes en clase.
información sobre temas científicos
transmitida por el profesorado o que • Complementa la formación con
aparece en publicaciones y medios de
investigación en casa.
comunicación
e
interpretarla
participando en la realización de
informes
sencillos
mediante
exposiciones verbales, escritas o
audiovisuales.
CRITEROS DE EVALUACIÓN
AUTOEVALUACIÓN
¿Qué aprendí?
¿Qué se me dificultó?
¿Qué puedo mejorar?
OBSERVACIONES
BIBLIOGRAFÍA
1. Mondragón Martínez, C. H., Peña Gómez, L. Y., Sánchez de Escobar, M., Arbeláez Escalante, F., & González
Gutiérrez, D. (2010). Hipertexto Química 1. Bogotá, Colombia: Editorial Santillana SA.
2. Skoog, D. A., & West, D. M. (2002). Introducción a la química analítica. Reverté.